Химия. Акимов Л.И - 4 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

СПбГАСУ | Санкт-Петербург

Составители: 

Рубрика: 

Кислоты можно разделить на бескислородные (HCl, HBr, HCN, H
2
S)
и кислородсодержащие (HNO
3
, H
2
SO
4
, H
3
PO
4
).
Названия кислородсодержащих кислот, в которых степень окисления
кислотообразующего элемента (центрального атома) равна номеру группы
в периодической системе элементов Д. И. Менделеева (высшая степень окисления),
образуется от названия элемента с добавлением суффикса –н (–ов или –ев)
и окончания –ая. Например: HNO
3
– азот–н–ая кислота, H
2
SiO
3
– кремни–ев–ая
кислота. При меньшей степени окисления центрального атома названия кислот
образуются с суффиксом – ист. Например, HNO
2
– азот–ист–ая кислота, H
2
SO
3
–
серн–ист–ая кислота. В зависимости от содержания молекул воды некоторые
кислоты могут находиться в мета- или ортоформе. Приставка мета- означает
минимальное содержание молекул воды, орто- – на одну или несколько молекул
больше. Например, HPO
3
– метафосфорная кислота, H
3
PO
4
(HPO
3
+ Н
2
О) –
ортофосфорная кислота.
В названиях бескислородных кислот к наименованию элемента добавляют
слово «водородная». Например, HCl – хлороводородная, H
2
S – сероводородная.
В соответствии с электролитической диссоциацией общие свойства кислот
обусловлены ионами водорода Н
+
. В растворах кислот индикаторы меняют свою
окраску: лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым.
Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами:
H
2
SO
4
+ Mg(OH)
2
= MgSO
4
+ 2H
2
O
2HNO
3
+ СаО = Са(NO
3
)
2
+ H
2
O
При взаимодействии кислот с солями могут образовываться новые соль
и кислота. Реакции этого типа идут при условии образования малорастворимых,
летучих или малодиссоциирующих (слабых электролитов) продуктов реакции:
2HCl + СаСО
3
= СаCl
2
+ H
2
СO
3
H
2
SO
4
+ ВаCl
2
= ВаSO
4
¯
+ 2HCl.
Кислоты получают гидратацией кислотных оксидов:
Р
2
О
5
+ H
2
O = H
3
РО
4
обменной реакцией соли с кислотой:
Са
3
(РО
4
)
2
+3H
2
SO
4
= 3СаSO
4
¯+ 2H
3
РО
4
Основания – вещества, при электролитической диссоциации которых
в качестве анионов образуются гидроксид-ионы ОН
-
:
NаОН ® Nа
+
+ ОН
-
Кислотность основания определяется числом ионов ОН
-
, образующихся при
диссоциации молекулы гидроксида. NаОН – однокислотное основание, Са(ОН)
2
–
двухкислотное основание, Fe(ОН)
3
– трехкислотное основание.
По растворимости в воде различают:
а) основания, растворимые в воде, – щелочи, например, LiOH, NaOH, KOH,
Ca(OH)
2
, Ba(OH)
2
и др.;
б) основания, нерастворимые в воде, например: Cu(OH)
2
, Fe(OH)
3
, Cr(OH)
3
и др.
Названия оснований образуются из слова «гидроксид» и названия соответ-
ствующего металла с указанием его степени окисления, если она переменная. На-
пример, Ca(OH)
2
– гидроксид кальция, Fe(OH)
2
– гидроксид железа (II), Fe(OH)
3
–
гидроксид железа (III).
Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов. В их присутствии
фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым.
Щелочи реагируют с кислотными оксидами и кислотами:
Ba(OH)
2
+ СО
2
= BaСО
3
+ H
2
O
2NaOH + H
2
SO
4
= Na
2
SO
4
+ 2H
2
O
При действии щелочей на растворы солей получаются новая соль и новое
основание, причем одно из полученных веществ должно выпадать в осадок:
2КОН + CuSО
4
= Cu(ОН)
2
¯ + К
2
SО
4
Ca(OH)
2
+ Na
2
СО
3
= CaСО
3
¯ + 2NaOH
С точки зрения электролитической диссоциации общие свойства щелочей
обусловлены гидроксид-ионами ОН
-
.
Нерастворимые в воде основания, так же, как и щелочи, взаимодействуют
с кислотами:
Fe(OH)
3
+ 3HCl = FeCl
3
+ 3H
2
O
и разлагаются при нагревании:
2Fe(OH)
3
=
t°
Fe
2
О
3
+ 3H
2
O
Получить щелочи можно растворением в воде соответствующих металлов и
их оксидов:
2Na + 2H
2
O = 2NaOH + Н
2
СаО + H
2
O = Ca(OH)
2
Общий способ получения нерастворимых в воде оснований – действие
щелочей на растворимые соли металлов, основания которых нерастворимы:
2NaOH + FeSО
4
= Fe(OH)
2
¯ +Na
2
SО
4
Основания являются частным случаем группы соединений с общим
названием «гидроксиды». Гидроксиды – вещества, содержащие группу ОН
-
,
получаются соединением оксидов с водой. В зависимости от того, какой ион
(Н
+
или ОН
-
) образуется при электролитической диссоциации, гидроксиды бывают
трех видов: основные (основания), кислотные (кислородсодержащие кислоты)
и амфотерные (амфолиты).
Амфолиты – это гидроксиды, которые проявляют как основные, так
и кислотные свойства. К ним относятся, например, Cr(OH)
3
, Zn(OH)
2
, Be(OH)
2
,
Al(OH)
3
и др.
Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и со
щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами – как кисло-
ты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции
взаимодействия его с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то
гидроксид амфотерен. Например, гидроксид алюминия Al(OH)
3
при взаимодей-
ствии со щелочью ведет себя как кислота H
3
AlO
3
(ортоалюминиевая) или HAlO
2
(метаалюминиевая):
Al(OH)
3
+ 3HCl = AlCl
3
+ 3H
2
O
Al(OH)
3
+ 3NaOH = Na
3
AlO
3
+ 3H
2
O
4
5

Страницы